la quimica de la vida - perspectiva inorganica

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La química de la vida: 
perspectiva inorgánica
2.1 ÁTOMOS, MOLÉCULAS Y ENLACES 
QUÍMICOS 
Toda la materia consta de unidades simples denomina-
das átomos. Aunque la palabra átomo significa algo que 
no puede ser fraccionado (a, "sin"; tornee, "corte"), lo cier-
to es que estas partículas elementales están integradas 
por muchas partes más pequeñas, las cuales también 
son divisibles. Los elementos son sustancias formadas 
por un mismo tipo de átomos. Los compuestos están in-
tegrados por unidades llamadas moléculas, las cuales 
son asociaciones estrechas de átomos (en el caso de los 
compuestos, los átomos son diferentes) unidos de una 
manera precisa. 
La materia puede existir en tres estados, según las 
condiciones de temperatura y presión y de la naturaleza 
de la sustancia. El estado sólido posee volumen y forma 
definidos; el estado líquido tiene volumen definido, mas 
no forma definida; y el estado gaseoso carece de volu-
men y forma definidos. El movimiento molecular o atómi-
co alcanza sus límites máximos en ios gases y es 
relativamente lento en los sólidos. 
Cada átomo está formado por un núcleo con carga 
positiva y un conjunto de electrones orbitales con 
carga negativa. Un átomo sencillo, como el de hidrógeno, 
sólo posee 1 electrón circulando en torno al núcleo, pero 
los átomos más complejos pueden tener hasta 106 elec-
trones en las diversas capas electrónicas concéntricas 
LA QUÍMICA DE LA VIDA: PERSPECTIVA INORGÁNICA 
que envuelven el núcleo. Cada capa puede contener uno 
o más orbitales, en los que se encuentran los electro-
nes. Todos los átomos de un elemento poseen el mismo
número de electrones orbitantes, cifra que siempre es
igual a la de protones positivamente cargados presentes
en el núcleo. Este número balanceado de cargas es el
número atómico del elemento. Sin embargo, los pesos
atómicos de un elemento dado pueden diferir en virtud
de la presencia de distintos números de neutrones sin
carga en sus núcleos. Estas variantes del elemento se
denominan Isótopos.
EJEMPL01 El oxígeno es un elemento con número atómico 
de 8 y peso atómico de 16. Su núcleo contiene ocho 
protones y ocho neutrones. Hay ocho electrones circulando 
en torno al núcleo. Dos de estos últimos se localizan en el 
único orbital esférico de la primera capa (K) o nivel de ener-
gía. La segunda capa electrónica (L), en la cual pueden alo-
jarse hasta ocho electrones, contiene los seis que faltan. 
Estos electrones se encuentran repartidos en orbitales que 
contienen dos cada uno. En el caso del oxígeno, uno de los 
cuatro orbitales de la segunda capa no contiene electrones 
(Fig. 2.1). 
Los electrones que ocupan orbitales cercanos al 
núcleo tienen menos energía asociada con su rápido giro 
orbital que los electrones situados en orbitales más leja-
nos. Así, cuando un átomo absorbe energía, uno de sus 
electrones se desplaza de un orbital situado en un nivel 
de baja energía, cercano al núcleo, a otro correspondien-
te a un nivel de mayor energía y más lejano. Como no 
existen electrones en el espacio situado entre uno y otro 
de los bien definidos orbitales, los intercambios de ener-
gía que afectan al átomo sólo pueden ocurrir, según la 
teoría moderna (consúltese el libro de Química básica de 
la serie Schaum's), como "paquetes" enteros denomina-
dos cuantos, equivalentes al promedio de la diferencia 
de energía entre dos orbitales cualesquiera. Cuando un 
electrón excitado desciende otra vez al orbital en el que 
estaba, la diferencia de energía se manifiesta porque el 
átomo emite cuantos en forma de luz. Los electrones po-
seen otras propiedades; por ejemplo, el espín. 
Los átomos interactúan para formar comunidades 
químicas. Los átomos estrechamente unidos que forman 
las moléculas comunales, se mantienen juntos gra-
cias a los enlaces químicos. Dichos enlaces son resulta-
do de la tendencia de los átomos a completar sus capas 
electrónicas externas. Los gases nobles —elementos 
inertes como el neón y el helio— son los únicos que tie-
nen capas electrónicas externas completas. Los demás 
elementos sufren cambios que los conducen hacia con-
formaciones más estables en las que las capas externas 
se rellenan con electrones. 
Una manera de lograr esa conformación más esta-
ble es que un átomo con muy pocos electrones en su ca-
pa externa los done a un átomo cuya capa externa está 
casi completa. Cuando eso sucede, el átomo donador de 
electrones queda con más protones que electrones y, por 
tanto, adquiere una carga positiva; tal átomo se denomi-
na catión. El que recibe los electrones adquiere una car-
ga negativa y se llama anión. Estos dos Iones con 
cargas opuestas son atraídos electrostáticamente uno 
hacia el otro y se dice que los une un enlace Iónico o 
polar. 
EJEMPLO 2 El sodio (Na), un metal corrosivo, tiene nú-
mero atómico 11, de modo que su tercera capa electrónica 
(M) sólo contiene un electrón. (La capa K alberga dos elec-
trones y la capa L puede contener ocho, de modo que sólo
queda un electrón para la capa M.) El cloro (Cl), un gas ve-
nenoso cuyo número atómico es 17, posee siete electrones
en su capa más externa (17 - 2 - 8 = 7). En la interacción de 
estos dos átomos, el sodio dona un electrón al cloro. Ahora,
el sodio tiene completa su segunda capa, que se convirtió en 
la más externa, mientras que el cloro tiene ocho electrones
en su capa externa. Puesto que el Na cedió un electrón, tie-
ne una carga positiva de +1; el Cl, que recibió ese electrón,
ahora posee una carga negativa de -1 y se ha unido elec-
trostáticamente al sodio para formar cloruro de sodio NaCI,
la sal común.
La segunda manera de unión de los átomos para 
completar sus capas electrónicas externas es compartir 
un par de electrones. Cada uno de los dos átomos del 
enlace aporta un electrón para formar el par compartido. 
Este par de electrones constituye un enlace covalente 
que mantiene unidos los átomos. En la fórmula de un 
compuesto, este tipo de enlace se representa por medio 
de una línea. 
EJEMPLO 3 El hidrógeno (H) contiene un solo elec-
trón en su capa externa (K), de modo que necesita 
otro para completarla. El oxígeno posee seis electrones en 
su capa externa, la cual se completa con ocho. Un átomo de 
BIOLOGÍA
hidrógeno puede ingresar en la esfera de influencia de la ca-
pa externa de un átomo de oxígeno para compartir su elec-
trón con éste. Al mismo tiempo, el átomo de oxígeno 
comparte uno de sus electrones con el hidrógeno para com-
pletar los dos que necesita y llenar su capa externa. Si un 
segundo átomo de hidrógeno repite este proceso, el oxígeno 
tendrá ocho electrones y cada hidrógeno contará con dos 
electrones. Con este mecanismo, dos átomos de hidrógeno 
se unieron de modo covalente con uno de oxígeno para pro-
ducir una molécula de agua, H2O (Fig. 2.2).
En muchas moléculas el enlace covalente no sólo 
ocurre una vez (se comparte un solo par de electrones), 
sino que pueden formarse dobles o triples enlaces en los 
que se comparten dos y hasta tres pares de electrones. 
Estos enlaces dobles y triples tienden a dar rigidez a la 
posición de los átomos participantes. Esto es diferente de 
lo que sucede con el enlace sencillo, el cual permite que 
los átomos giren libremente en torno al eje formado por el 
propio enlace. 
EJEMPLO 4 El dióxido de carbono (CO2) es un com-
puesto en el que cada uno de los dos átomos de oxígeno 
forma un enlace doble con un solo átomo de carbono (C), el 
cual, en su estado libre, posee cuatro electrones en su capa 
electrónica externa. En esta reacción se combinan dos elec-
trones del átomo de carbono con dos del átomo de oxígeno 
para formar un enlace doble, mientras que los dos electro-
nes restantes de la capa externa del C se combinan con dos 
de los de la capa externa de un segundo átomo de oxígeno 
para formar otro enlace doble. Como se aprecia en la figura 
2.3, en esta molécula el átomo de C posee un juego comple-
to de ocho electrones en su capa más externa y cada uno de 
los átomos de O también tiene ocho electrones en lasuya.
de electrones de un átomo a otro, hasta la situación apo-
lar que se observa en casi todos los compuestos orgáni-
cos, en los cuales los átomos participantes comparten de 
modo equitativo un par de electrones.
De vez en cuando, un átomo puede compartir un 
par de electrones con otro átomo o ion que no comparte 
sus electrones. En la formación del ion amonio (NH4+), 
una molécula de amoniaco (NH3) atrae un ion de hidróge-
no (H') hacia un par de electrones del átomo de N, los 
cuales no participan en la formación de enlaces covalen-
tes con los hidrógenos que ya estaban presentes en ia 
molécula. Este tipo de enlace, en el que la "goma" es un 
par de electrones proveniente de uno de los átomos inte-
ractuantes, se llama enlace covalente coordinado. La 
importancia química de este tipo de enlace no difiere de 
la de los enlaces covalentes ordinarios.
Las fuerzas gravitatorias (de atracción) que hay en-
tre las moléculas se denominan fuerzas de van der 
Waals. Dichas atracciones no provocan cambios quími-
cos, pero son importantes en la generación de las propie-
dades físicas de los gases y los líquidos.
En biología tiene mayor importancia el puente de 
hidrógeno, en el cual un protón (H1) sirve de eslabón 
entre dos moléculas o entre dos partes de una misma 
molécula de gran tamaño. Aunque los puentes de hidró-
geno son mucho más débiles que los enlaces covalentes 
y no producen nuevas combinaciones químicas, tienen 
una importante función en la generación de la estructura 
tridimensional de macromoléculas como las proteínas y 
los ácidos nucleicos. Los puentes de hidrógeno provocan 
la asociación laxa de las dos cadenas polinucleotídicas 
de la estructura de doble hélice del DNA. Asimismo, la 
formación de puentes de hidrógeno entre moléculas 
de agua adyacentes explica muchas de las propiedades
En muchos enlaces covalentes, el par de electro-
nes está más próximo a uno de los átomos que al otro. 
Esto imparte cierto grado de polaridad a la molécula. 
Como los núcleos del oxígeno ejercen una atracción par-
ticularmente fuerte sobre los electrones, el agua se com-
porta como una molécula cargada o dipolo, con un 
oxígeno negativo en un extremo y un hidrógeno positivo 
en el otro. Se considera que las actividades de tales mo-
léculas son de tipo polar y se dice que el enlace es cova-
lente polar. Muchas de las propiedades del agua, incluso 
su capacidad para ionizar otras sustancias, se basan en 
esta polaridad de la molécula. 
Cada tipo de molécula tiene propiedades de enlace 
situadas en algún punto de la gama que va desde los en-
laces completamente polares, formados por transferencia 
del agua que son fundamentales para el manteni-
miento de la vida. 
Las propiedades químicas de los átomos se deben 
en gran medida al número de electrones presentes en 
sus capas electrónicas externas. Todos los átomos con 
un electrón en sus capas externas se comportan de mo-
do parecido, mientras que los dotados de un par de elec-
trones en sus capas externas comparten otro conjunto de 
propiedades químicas. Los átomos se pueden organizar 
dentro de un cuadro basado en sus números atómicos 
crecientes. Cada hilera empieza con un átomo que con-
tiene un electrón en su capa externa y termina con uno 
que posee una capa externa completa. Ese cuadro se 
muestra en la figura 2.4 y se conoce como tabla periódi-
ca de los elementos. Las columnas de elementos tienen 
BIOLOGÍA 
el mismo número de electrones en sus capas externas, 
de modo que se observa periodicidad (recurrencia) de las 
propiedades químicas al avanzar en la tabla desde los 
elementos más sencillos hasta los más complejos. Helio, 
neón, argón, etc. son gases nobles y su propiedad parti-
cular de ausencia de reactividad se repite cada vez que 
se llega al grupo cuyos integrantes tienen completa su 
capa electrónica externa. Existe una relación similar en el 
caso de los metales litio, sodio, potasio y otros, los cuales 
poseen en su capa externa un electrón que tienden a ce-
der durante la interacción con otros átomos. La disposi-
ción de los átomos dentro de una tabla de este tipo 
confiere orden a los ciento y tantos elementos conocidos 
y presenta, de modo sencillo, la relación que hay entre la 
estructura atómica y la función química al avanzar de los 
átomos más simples a los más complejos. 
2.2 LAS REACCIONES QUÍMICAS Y 
EL CONCEPTO DE EQUILIBRIO 
Las reacciones químicas se representan por medio de 
ecuaciones en las que las moléculas reactivas (reacti-
vos) se escriben a la izquierda y los productos, a la de-
recha. Una flecha señala el sentido de la reacción. Las 
sustancias que participan en la reacción se representan 
por medio de fórmulas empíricas, una forma abreviada 
de representar la constitución de las moléculas de cada 
una. Cada elemento de la molécula se escribe como un 
símbolo característico (p.e. H para hidrógeno y O para 
oxígeno) y el número de átomos se expresa por medio de 
un subíndice a la derecha de cada símbolo (p. ej. H2O). 
El número de moléculas participantes se indica como un 
coeficiente numérico a la izquierda de cada molécula (p. 
ej.2H2O). 
Algunas reacciones son de descomposición sencilla 
y se escriben como AB →A + B. Otras son de combina-
ción sencilla: A + B → AB. Las reacciones más complejas 
pueden incluir la interacción de dos o más moléculas pa-
ra formar productos muy diferentes a las moléculas reac-
tivas: A + B → C + D. En todas estas reacciones, los 
números y los tipos de átomos que aparecen a la iz-
quierda deben quedar debidamente balanceados a la 
derecha. 
Son pocas las reacciones en las que se agotan por 
completo los reactivos; lo más común es que se llegue a 
un estado de equilibrio en el que la interacción de los 
reactivos para formar los productos queda compensada 
por la reacción inversa, en la cual los productos interac-
túan para formar los reactivos. La ley de acción de ma-
sas afirma que, en el equilibrio, el producto de las 
concentraciones molares de las moléculas del lado dere-
cho de la ecuación, dividido entre el producto de las con-
centraciones molares de los reactivos, siempre será una 
constante. (Las concentraciones molares se explican 
más adelante.) Si la reacción tiende a alcanzar el equili-
brio con una mayor cantidad del producto, su constante 
de equilibrio es grande. Si los reactivos tienden a predo-
minar (es decir, si la reacción avanza poco hacia la dere-
cha), la constante de equilibrio es pequeña. Si se 
agregaran al sistema algunas moléculas de reactivo o de 
producto, la reacción se alteraría para alcanzar de nuevo 
un estado en el cual las concentraciones volvieran a que-
dar en una proporción equivalente a la constante de equi-
librio. En la ecuación A + B →C + D, la ley de acción de 
masas se representaría como 
donde [ ] representa las concentraciones molares y k es 
la constante de equilibrio. 
La concentración es una medida de la cantidad de 
una sustancia determinada en un volumen dado. Como la 
tendencia de casi todas las reacciones a ocurrir se basa 
en parte en el grado de hacinamiento de las moléculas 
reactivas, la concentración es un factor importante en la 
determinación de los fenómenos químicos. Una manera 
común de expresar la concentración de una solución es 
en moles de soluto por litro de solución (molaridad). Un 
mol, que es el peso molecular de una molécula expresa-
do en gramos, puede concebirse mentalmente como un 
número específico de átomos o moléculas. Un mol de 
cualquier compuesto contiene 6.02 x 1023 moléculas. 
Entonces, 1 mol de H2O contiene el mismo número de 
moléculas que 1 mol de CO2; lo mismo podría decirse si 
se tratara de 2 moles o de VÍ3 mol de esas sustan-
cias. Siguiendo un razonamiento semejante, una solución 
1 molar (1 M) contiene el doble de moléculas de soluto 
que una solución 0.5 M. Como las moléculas son las uni-
dades asociadas con las transformaciones químicas, la 
concentración molar garantiza la cuantificación uniforme 
de las unidades interactuantes y es más significativa quelos pesos absolutos al evaluar las interacciones químicas. 
En algunos casos se prefiere el uso de la normali-
dad (/v) en vez de la molaridad para expresar la concen-
tración. Como la normalidad equivale a la molaridad 
dividida entre la valencia o potencia química de una 
molécula, representa de modo más exacto la reactividad 
química de las sustancias en solución. Se necesita la mi-
tad de las sustancias con potencia de combinación 2, 
comparadas con las sustancias de valencia 1, para lograr 
un efecto determinado. 
EJEMPLO 5 La base NaOH reacciona con el ácido 
H2SO4 para formar agua y la sal Na¡SO4. He aquf la ecua-
ción balanceada de esta reacción 
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O 
Si se tuviera que usar un litro de NaOH 1 M bastarla con un 
LA QUÍMICA DE LA VIDA: PERSPECTIVA INORGÁNICA 
litro de H2SO4 en concentración de apenas 0.5 M, pues se 
dispondría de suficiente ácido para que ocurriera la reacción, 
ya que en la ecuación puede verse que sólo se necesita la 
mitad de moles de H2¿O4. Empero, si la concentración se 
midiera usando la normalidad, para un litro de NaOH 1 N 
sería necesario un litro de HÜSO« 1 N. Esto se debe a que la 
valencia del ion SO4*- es -2 y, como ya se explicó, la norma-
lidad equivale a la molaridad dividida entre la valencia. Por 
tanto, una solución 1 N de H2SO4 es igual que una solución 
0.5 M, es decir, la misma concentración usada cuando se 
empleó como medida la molaridad.
2.3 PROPIEDADES COUGATIVAS DE 
LAS SOLUCIONES 
La presencia de solutos (partículas disueltas) en un disol-
vente tiende a abatir la presión de vapor, es decir, la 
tendencia de las moléculas del líquido a escapar. Asimis-
mo, las partículas de soluto abaten el punto de congela-
ción y elevan el punto de ebullición. Como se explica 
enseguida, la presión osmótica también aumenta. Estas 
cualidades se denominan en conjunto propiedades 
collgatlvas de la solución. Sólo las afecta el número de 
partículas, mas no los tipos o la reactividad química de 
éstas. Si una molécula en particular se disocia formando 
varios iones, influye sobre las propiedades coligativas en 
la misma medida de su disociación; por ejemplo, si un 
compuesto se disocia formando dos iones, una solución 
1 M de la sustancia se comporta como si estuviera más 
cercana a 2 Af en términos de sus efectos sobre la osmo-
sis, el abatimiento del punto de congelación, etc. 
Si se dividiera un recipiente en dos compartimien-
tos por medio de una membrana impermeable al soluto, 
mas no al disolvente (membrana semipermeable), y se 
pusieran concentraciones diferentes de una solución en 
uno y otro lado de dicha membrana, las moléculas del so-
luto no podrían atravesarla, pero las del disolvente sí pa-
sarían hacia el compartimiento en el que están menos 
aglomeradas. Puesto que el compartimiento más diluido 
contiene más moléculas del disolvente que el concentra-
do, el agua o cualquier otro disolvente similar tienden a 
moverse de las menores a las mayores concentraciones 
del soluto. Este fenómeno se conoce como osmosis. La 
presión ejercida por la tendencia de las moléculas del di-
solvente a pasar a través de la membrana se denomina 
presión osmótica. Conforme aumenta el volumen de 
solución en uno de los compartimientos respecto al otro, 
dicha solución se eleva dentro del recipiente hasta que 
las fuerzas gravitatorías asociadas con el incremento de 
altura en el compartimiento más concentrado igualan la 
presión osmótica, debida a la diferencia de concentracio-
nes. Si se consideran los cambios continuos de concen-
tración, el incremento de altura de una columna de 
líquido dentro de su recipiente sirve para calcular la pre-
sión osmótica. 
2.4 LAS LEYES DE LA TERMODINÁMICA 
La termodinámica estudia las transformaciones de la 
energía en todas sus formas. Aunque la palabra significa 
literalmente "movimiento" o "cambio de calor", las reglas 
aplicables a las transformaciones del calor (térmicas) 
pueden usarse para describir los cambios de energía en 
general gracias a que todas las formas de energía son 
degradables a calor. 
Energía es la capacidad de realizar trabajo. Traba-
jo se define tradicionalmente como una fuerza que actúa 
a través de una distancia. Fuerza se refiere a un empu-
jón o un tirón que altera el movimiento de un cuerpo. En 
biología, la energía sirve para contrarrestar las tenden-
cias físicas naturales; por ejemplo, para mover moléculas 
de azúcar en contra de su gradiente de concentración. 
La energía tiene diversas formas. Calor es la ener-
gía asociada con el rápido movimiento interno de las mo-
léculas de líquidos y gases. Energía mecánica es la que 
está presente en el movimiento de los cuerpos; energía 
química es la encerrada en los enlaces que mantienen 
unidos los átomos de las moléculas; y energía radiante 
es la que emiten el Sol y otras fuentes de energía que se 
propaga en forma de ondas. Todos los tipos de energía 
pueden existir en forma real; por ejemplo, la energía ci-
nética de una roca que va cayendo, o en forma poten-
cial, como la energía potencial de una roca situada en la 
cima de una montaña o la de ciertas moléculas orgánicas 
que poseen enlaces químicos de alta energía, la cual 
queda libre al romperse dichos enlaces. 
En el mundo natural, las tres leyes de la termodiná-
mica rigen todas las transformaciones de energía. La pri-
mera de ellas, denominada ley de la conservación de la 
energía, afirma que la energía ni se crea ni se destruye. 
Hoy día, los físicos consideran que la materia es un caso 
especial de energía, de modo que las reacciones asocia-
das con la fisión o la fusión atómicas pueden explicarse 
en términos de la primera ley. En las bombas atómica y 
de hidrógeno, una pequeña cantidad de masa se con-
vierte en grandes cantidades de energía conforme a la 
ecuación de Albert Einstein, E = mc2, en la cual la masa 
consumida se multiplica por la velocidad de la luz eleva-
da al cuadrado. 
De cuando en cuando, la segunda ley de la termo-
dinámica se enuncia en términos de transferencia de ca-
lor: el calor pasa de los cuerpos calientes a los fríos. Sin 
embargo, este enunciado no basta para comprender la 
verdadera importancia de la segunda ley. He aquí una 
mejor explicación: en toda transformación, la energía 
tiende a perder su capacidad para realizar trabajo útil. 
Dado que el trabajo útil se relaciona con un incremento 
del orden, la segunda ley también puede expresarse co-
mo la tendencia natural de los sistemas a entrar en esta-
dos de mayor desorden o aleatoriedad. Para referirse al 
desorden se usa la palabra entropía, aunque este 
término también puede definirse como una medida de la 
BIOLOGÍA 
indisponibilidad de la energía para efectuar trabajo útil 
(una consecuencia del desorden). Otra alternativa es 
considerar la segunda ley en términos de energía poten-
cial: en cualquier reacción espontánea, es decir, una en 
la que no se necesita energía externa, la energía po-
tencial tiende a disminuir. Estos enunciados se pueden 
resumir en la conclusión, un tanto pesimista, de que el 
universo se está degradando y de que toda la energía 
acabará por distribuirse de modo uniforme en un 
ambiente en el cual no será posible un solo intercambio 
más de energía, porque la entropia alcanzará su máximo 
nivel. 
La tercera ley afirma que sólo un cristal perfecto, 
equivalente a un sistema de máximo orden, a -273°C 
(cero absoluto da temperatura) carece de entropia. Como 
esta condición ideal jamás ocurre, todos los sistemas na-
turales se caracterizan por cierto grado de desorden. 
Toda reacción cuyo resultado sea la emisión de 
energía libre, forma de energía asociada con la realiza-
ción de trabajo útil, se clasifica como exergónica. Las 
reacciones de este tipo tienden a ocurrir espontáneamen-
te. Por lo común, en los seres vivos las reacciones exer-
gónicas se relacionan con la degradación de moléculas 
complejas, cuyos enlaces representan un almacén de for-
mas de energía ordenadas, para producir moléculas más 
sencillas cuyos enlacespertenecen a órdenes de energía 
mucho menores. Una analogía que ejemplifica la índole 
de tales reacciones es una piedra que rueda cuesta aba-
jo desde la cumbre de un cerro. La energía necesaria 
para colocar la piedra en la cima existe como energía po-
tencial (almacenada) en virtud de la posición elevada de 
dicha piedra. Ésta puede rodar cuesta abajo sin necesi-
dad de energía externa y, al hacerlo , libera su energía 
almacenada, la cual se convierte en energía mecánica 
conforme la piedra avanza hacia abajo. La energía del 
movimiento se llama energía cinética, palabra derivada 
de una raíz griega que significa "movimiento". Aunque la 
piedra tiende a rodar cuesta abajo, quizá necesite un em-
pujón para iniciar su movimiento. Ese empujón represen-
ta la energía de activación necesaria para que 
comiencen las reacciones, incluso las espontáneas. No 
toda la energía almacenada se libera en forma de energía 
mecánica, pues parte de la energía se desprende en for-
ma de calor durante el movimiento de la piedra, que sufre 
fricción contra la superficie del cerro. 
Las reacciones en las que ocurre un cambio desde 
un estado de baja energía hasta uno de alta energía se 
llaman endergónicas. En este caso debe entrar energía 
libre al sistema desde afuera, algo así como si tuviéra-
mos que hacer rodar una piedra cuesta arriba, maniobra 
en la cual se gastaría energía. En los sistemas biológicos, 
las reacciones endergónicas sólo son posibles cuando 
están acopladas a reacciones exergónicas que aportan la 
energía necesaria. Varias reacciones exergónicas que 
ocurren dentro de los sistemas vivos producen la energía 
libre que se almacena en los enlaces de alta energía de 
moléculas como el adenosintrifosfato (ATP o trifosfato de 
adenosina). Este ATP se degrada para brindar la energía 
necesaria a las diversas reacciones endergónicas en 
las que se basan las actividades de síntesis de los 
organismos. 
2.5 EL CASO ESPECIAL DEL AGUA 
El agua es la molécula inorgánica más importante para 
todas las formas de vida. Favorece la complejidad debido 
a su tendencia a disolver una amplia variedad de molécu-
las inorgánicas y orgánicas. Gracias a sus cualidades po-
lares, favorece la disociación de muchas moléculas 
formadoras de iones, los cuales participan en la regula-
ción de propiedades biológicas como la contracción mus-
cular, la permeabilidad y la transmisión de impulsos 
nerviosos. 
El agua es indispensable para la prevención de 
cambios bruscos de temperatura que podrían destruir la 
estructura de muchas macromoléculas dentro de la célu-
la. El agua tiene uno de los calores específicos más al-
tos entre las sustancias naturales; es decir, puede 
absorber grandes cantidades de calor sufriendo cambios 
relativamente pequeños en su temperatura. Por otra par-
te, cuenta con un elevado calor latente de fusión, lo 
cual significa que al pasar del estado líquido al sólido 
(hielo) emite cantidades relativamente grandes de calor. 
Por el contrario, el hielo absorbe grandes cantidades de 
calor al fundirse. Esta cualidad se traduce en resistencia 
a los cambios de temperatura en torno al punto de con-
gelación. El elevado calor latente de evaporación del 
agua (calor absorbido durante la evaporación) nos sirve 
para que la superficie del cuerpo se deshaga de grandes 
cantidades de calor durante la transformación del agua lí-
quida (sudor) en vapor. 
EJEMPLO 6 Cada gramo (g) de agua absorbe 540 calo-
rías (cal) al evaporarse. Calcule la cantidad de calor que se 
pierde a través de 5 cm2 de superficie corporal por cada 10 g 
de agua que se evaporan en ella. 
Puesto que 1 g de agua absorbe 540 cal al evaporar-
se, 10 g de agua absorben 5400 cal en el área de 5 cm2, lo 
que equivale a 1080 cal/cm2. Este mecanismo de elimina-
ción de calor deja de funcionar cuando el aire se satura de 
agua, lo cual imposibilita la evaporación; esto explica la inco-
modidad que se siente en los días calurosos y húmedos. 
Las características antes mencionadas, junto con la 
elevada tensión superficial y la rara propiedad del agua 
de expandirse cuando se congela, se deben en buena 
medida a la tendencia de sus moléculas a mantenerse 
unidas gracias a la constante formación de puentes de hi-
drógeno entre ellas. 
LA QUÍMICA DE LA VIDA: PERSPECTIVA INORGÁNICA 
Por último, el agua es transparente; gracias a ello 
no interfiere procesos como la fotosíntesis (a poca pro-
fundidad) y la visión, dos fenómenos para los que es ne-
cesario el paso libre de la luz. 
2.6 MANTENIMIENTO DE UN pH ESTABLE EN LOS 
SISTEMAS VIVOS 
La acidez y la alcalinidad se miden con una escala basa-
da en la ligera ionización del agua. La acidez depende de 
la concentración de H+ mientras que la alcalinidad es 
función de la concentración de OH-; por tanto, la ioniza-
ción del agua —H2O → H+ + OH-— produce, al menos en 
teoría, un sistema neutro. En el agua pura la disociación 
es tan escasa que, en el punto de equilibrio, 1 mol (18 g) 
de agua produce 10"7 moles de H+ y 10"7 moles de OH". 
Dado que la ionización es tan pequeña, puede decirse 
que la masa no ionizada del agua tiene una concentra-
ción 1 M. Entonces 
En términos prácticos, el significado de esta re-
lación es que la concentración molar de H+ multipli-
cada por la concentración molar de OH- siempre será 
1/100 000 000 000 000 ó 10-14 M, la constante de equili-
brio. Así pues, conforme aumenta la concentración de H+, 
la de OH- debe disminuir. Con el fin de evitar esas engo-
rrosas fracciones o H uso de exponentes negativos, se 
creó un sistema que nos permite expresar la acidez en 
forma de enteros positivos. La expresión pH significa 
"potencia de H" y se define como el logaritmo negativo 
(es decir, 1/log) de la concentración del ion hidrógeno. 
Como el pH es una potencia o función exponencial, 
cada unidad de pH representa un cambio equivalente a 
multiplicar por 10 la concentración de H+. Cuanto menos 
sea el pH, mayor será la concentración del ion de hidró-
geno (p. ej., un pH de 3 representa 10-3 moles de iones 
H+, pero un pH de 2 indica la presencia de 10-2 moles del 
ion). Las soluciones neutras tienen un pH de 7, mientras 
que la máxima acidez en soluciones acuosas está repre-
sentada por un pH de 0. Un pH por arriba de 7 indica 
que la solución es alcalina; la máxima alcalinidad está re-
presentada por un pH de 14. 
En general, el pH que prevalece en el interior de 
casi todos los organismos y sus partes es cercano al 
neutro. Si la sangre del ser humano (pH 7.35) tuviera un 
cambio de pH de apenas 0.1, las consecuencias serían 
graves. (Aunque el pH de los jugos digestivos del estó-
mago se encuentra en los extremos ácidos de la escala, 
la cavidad de este órgano no está propiamente en el inte-
rior del cuerpo; más bien se trata de un ambiente "exter-
no interior": en esencia, durante el desarrollo embrionario 
el cuerpo se pliega en torno a un espacio exterior y de 
ese modo se forma un tubo interno.) El exceso de iones 
H+ y OH- producidos durante las reacciones metabólicas 
es neutralizado o absorbido por sistemas químicos llama-
dos amortiguadores, tampones o buffers. Estos siste-
mas amortiguadores se forman generalmente con un 
ácido débil y su sal. El exceso de iones H+ es absorbido 
por el anión de la sal y así se forma un poco más del áci-
do débil, el cual se disocia relativamente poco. El exceso 
de OH- se combina con el ácido débil y hace que éste li-
bere en la solución su H+. De ese modo se impiden un 
descenso brusco en la concentración del ion de hidróge-
no y el consiguiente aumento del pH. Entre los sistemas 
amortiguadores que mantienen un pH relativamente 
constante cabe citar el sistema ácido carbónico/ion bicar-
bonato de la sangre y el sistema ácido acético/ion aceta-
to, de algunas células. Los sistemas amortiguadores 
bastan para compensar las variaciones leves de pH, pero 
pueden ser avasallados por bs incrementos considera-
bles de ácidos o bases. 
Problemas resueltos
2.1 ¿Qué es un átomo?
El átomo es la unidad básica de todaslas sustancias 
simples (elementos). Lo constituyen un núcleo con 
carga positiva rodeado por electrones negativamen-
te cargados que giran a gran velocidad en torno a él. 
El número de electrones en órbita alrededor del nú-
cleo de un átomo en estado no ionizado equivale al 
número de protones positivamente cargados presen-
tes en el núcleo.
2.2 ¿Cuál es la diferencia entre el número y el peso 
atómicos de los átomos de un elemento?
El número atómico equivale al número de protones 
en el núcleo o al de electrones en las órbitas. El pe-
so atómico es igual al número de protones más el 
número de neutrones presentes en el núcleo. El neu-
trón es una partícula nuclear con masa aproximada-
mente igual a la del protón, pero sin carga eléctrica. 
Las diversas partículas presentes dentro del núcleo
BIOLOGÍA
se conocen como nucleones, al biólogo sólo le inte-
resan los neutrones y los protones. Los físicos opi-
nan que muchos de los nucleones, que hace tiempo 
se consideraban partículas Indivisibles, en realidad 
constan de unidades más pequeñas denominadas 
quarks. 
2.3 ¿Todos los átomos de un elemento son idénticos 
por su estructura?
Aunque todos los átomos de un elemento tienen el 
mismo número atómico, pueden presentar diferen-
cias en peso atómico. Tal diferencia se debe a una 
variación en el número de neutrones presentes en el 
núcleo. Esas variantes se denominan Isótopos. Los 
pesos atómicos normales que se presentan en las 
tablas periódicas se obtuvieron promediando los isó-
topos específicos conforme a su frecuencia relativa. 
Muchos de tales isótopos son inestables debido a los 
cambios que los neutrones adicionales producen en 
la estructura nuclear. Esto conduce a la emisión de 
partículas y rayos radiactivos. Esos isótopos radiacti-
vos son importantes en la investigación, ya que per-
miten marcar átomos individuales.
Dado que las propiedades químicas del átomo 
se basan en la configuración de sus electrones orbi-
tantes, los diversos isótopos del elemento se 
comportan del mismo modo en términos de sus ca-
racterísticas químicas.
2.4 ¿De qué modo están dispuestos los electrones en 
torno al núcleo?
En las teorías antiguas se suponía que los electrones 
giraban alrededor del núcleo siguiendo rutas defini-
das, tal como los planetas del sistema solar. En la 
actualidad se supone que las posiciones electrónicas 
pueden variar, pero que es más probable localizar-
los en cierta posición, llamada orbital, en torno al 
núcleo. En algunas teorías los orbitales se represen-
tan como si fueran nubes (sombras) cuya máxima 
densidad corresponde a la probabilidad más alta de 
encontrar ahí un electrón. De este modo, la posición 
de un electrón en el enorme espacio que rodea al 
núcleo del átomo puede reducirse a una ecuación 
matemática de probabilidad.
2.5 ¿Cuál supone el lector que sea la causa de que 
los electrones se mantengan en su órbita alrede-
dor del núcleo?
La estabilidad de los electrones que se desplazan en 
sus orbitales específicos se debe al equilibrio de la 
fuerza de atracción entre el núcleo positivamente 
cargado y el electrón negativo y la fuerza centrífuga 
(tendencia a alejarse del centro) de los electrones 
orbitantes.
2.6 ¿Cuál es la diferencia entre orbital y capa?
La capa electrónica es un nivel de energía alrededor 
del núcleo y puede contener uno o más orbitales. La 
primera capa, denominada K, contiene un solo orbi-
tal esférico que da cabida a dos electrones. La se-
gunda capa, un poco más alejada del núcleo, 
contiene cuatro orbitales. Puesto que cada uno de 
esos orbitales puede alojar dos electrones, esta se-
gunda capa, de mayor energía, contiene hasta ocho 
electrones. El nombre de esta segunda capa es L; 
una tercera capa, llamada M, puede contener de 
cuatro a nueve orbitales. En total existen siete capas 
(de la K a la Q) que pueden estar presentes alrede-
dor del núcleo de átomos cada vez más complejos. 
La primera tiene un orbital esférico. La segunda po-
see uno esférico y tres con forma de dos gotas de 
agua unidas por sus vértices, cuyos ejes son perpen-
diculares entre sí.
La elegancia de la estructura atómica se basa 
en la incorporación de electrones, uno a uno, a las 
capas concéntricas que rodean al núcleo. El átomo 
más simple, el del hidrógeno, contiene un electrón 
que gira alrededor del núcleo. El helio tiene dos elec-
trones en su capa K. El litio, cuyo número atómico es 
3, tiene completa la capa K interna y un solo electrón 
en la capa L. Los átomos subsiguientes van aumen-
tando de complejidad por incorporación sucesiva de 
electrones hasta que las capas quedan completas. 
Por lo general (mas no invariablemente), las capas 
más próximas al núcleo quedan completas antes de 
que empiecen a haber electrones en las capas exter-
nas, ya que la estabilidad atómica depende de que 
cada disposición de los electrones en el espacio se 
mantenga en el menor nivel de energía.
2.7 ¿Cuál es el fundamento de las interacciones de 
los átomos?
Al parecer, todas las reacciones químicas que ocu-
rren en la naturaleza se deben a que los átomos ne-
cesitan completar sus capas electrónicas externas. 
Los átomos que ya completaron con electrones su 
capa externa no tienen reactividad química; éstos 
constituyen una serie de elementos relativamente 
inertes denominados gases nobles. Son ejemplos el 
helio, con número atómico 2 y una capa K completa, 
y el neón, con número atómico 10 y una capa L com-
pleta.
Casi todos los demás átomos interactúan (re-
accionan) unos con otros para producir configuracio-
nes que les permiten completar sus capas externas. 
Tales combinaciones de átomos se denominan molé-
culas. Algunas de ellas son muy complejas y están 
formadas por cientos e incluso miles de átomos, 
mientras que otras apenas poseen dos o tres de és-
tos. Al igual que los átomos individuales son las uni-
dades de un elemento, las combinaciones 
(moléculas) de diferentes tipos de átomos integran 
un compuesto.
LA QUÍMICA DE LA VIDA: PERSPECTIVA INORGÁNICA 
2.8 Mencione cuatro tipos de interacción entre átomos 
o moléculas.
Enlaces iónicos, enlaces covalentes, puentes de hi-
drógeno y fuerzas de van der Waals.
2.9 El calcio (Ca) tiene número atómico 20. Puesto 
que tiende a formar enlaces iónicos con facilidad, 
¿qué carga tendrá el calcio en su forma iónica? 
¿Qué compuesto forma al combinarse con cloro 
(Cl)?
El calcio posee dos electrones en su capa externa 
(20 - 2 - 8 -8 = 2). Al perder esos dos electrones lo-
gra una configuración estable con ocho electrones 
en su capa externa. Por tanto, en su forma ionizada 
tiene carga +2 y se denomina Ca2+. Puesto que el 
cloro necesita un electrón para completar su capa 
externa, dos átomos de este elemento pueden acep-
tar los dos electrones del calcio y formar el compues-
to Iónico CaCI2 o cloruro de calcio.
2.10 El nitrógeno tiene número atómico 7 y forma enla- 
ces covalentes consigo mismo, produciendo N2. 
Explique la unión covalente del N-, en términos de 
electrones.
Con un total de siete electrones, el nitrógeno tiene 
cinco de ellos en su segunda capa y, por tanto, nece-
sita otros tres para alcanzar una capa estable de 
ocho. Mediante la formación de un triple enlace, en 
el cual cada nitrógeno comparte de modo covalente 
tres de sus electrones con el otro nitrógeno, ambos 
átomos logran la estabilidad de sus capas externas.
2.11 ¿Qué relación hay entre las reacciones químicas 
que sufren los elementos y la posición que éstos 
ocupan en la tabla periódica?
La tabla periódica, diseñada por Dimitri Mendeleev 
en 1869, representa un ordenamiento de los elemen-
tos conforme a sus pesos cada vez mayores. En la 
actualidad existen alrededor de 106 elementos, pero 
en el siglo xix apenas se conocían 89 de ellos. Se 
descubrió que las propiedades químicas de los ele-
mentos anotados en la lista exhiben una periodicidad 
o regularidad repetitiva. Si los elementos se disponen
conforme a su número atómico creciente surge un
patrón, en el cual las hileras de átomos progresande
un electrón en la capa externa a una capa externa
completa. La primera hilera empieza con el hidróge-
no; el helio es el segundo y último elemento, ya que
éste se encuentra completo con dos electrones en su
capa K. Sin embargo, el litio, el elemento que posee
el número atómico 3, vuelve a tener un solo electrón
en su capa externa. Ai litio siguen otros seis elemen-
tos con números de electrones crecientes en sus ca-
pas externas. El último de ellos es el neón, cuyo nú-
mero atómico es 10 y tiene una capa externa 
completa de ocho electrones. Luego, la tercera hilera 
comienza con el sodio, cuyo número atómico es 11, 
y termina con el gas noble argón, con número atómi-
co 18.
Cada hilera horizontal de números atómicos 
crecientes se denomina periodo. Las columnas, cu-
yos elementos son similares por el número de elec-
trones que contienen en sus capas externas, 
constituyen un grupo. Los gases nobles, dado que 
son los últimos elementos de una serie de periodos, 
forman un grupo; todos los elementos con un elec-
trón en la capa externa forman otro grupo. En vista 
de que las propiedades químicas de los elementos 
se relacionan directamente con la configuración de 
sus electrones externos, en general todos los ele-
mentos que forman un grupo tienen las mismas pro-
piedades químicas. Este es el fundamento de la 
periodicidad observada en las propiedades de todos 
los elementos químicos.
2.12 ¿Cómo se describen las reacciones químicas? 
Todas las reacciones químicas consisten en un reor-
denamiento de enlaces. Suelen representarse me-
diante una ecuación química, en la cual los reactivos 
(moléculas que sufren cambio) se escriben a la iz-
quierda y los productos por formar se anotan a 
la derecha. Una flecha señala el sentido de la reac-
ción, que va de los reactivos a los productos. Una 
reacción ordinaria puede representarse como sigue: 
A + B → C + D. Cada una de las moléculas (o áto-
mos) que participan en la reacción se escribe como 
una fórmula, es decir, una expresión abreviada de 
los tipos y números de átomos de que se trate. 
De este modo, si A fuera agua tendría que escribirse 
como H2O, pues H es el símbolo del hidrógeno y O 
el del oxígeno; la fórmula indica que dos átomos de 
hidrógeno se unen de manera covalente al oxígeno 
en cada molécula de agua.
2.13 ¿Por qué los dos lados de una ecuación química 
deben estar balanceados? Efectúe el balance de 
la ecuación que representa la formación de agua 
a partir de hidrógeno (H2) y oxígeno (02) elemen- 
tales.*
Puesto que la ley de la conservación de la materia 
nos dice que la materia ni se crea ni se destruye, to-
das las ecuaciones deben quedar balanceadas; es 
decir, no se pueden destruir ni el número ni los tipos 
de átomos que aparecen en un lado de la ecuación 
y, por consiguiente, los mismos número y tipo deben 
aparecer en el otro lado. Para representar la forma-
* Elementos como el hidrógeno y el oxigeno tienden a existir en la naturaleza en forma de moléculas integradas por dos o más átomos, no como 
átomos Individuales.
BIOLOGÍA
ción de agua por simple combinación de hidrógeno y 
oxígeno podría elegirse la ecuación
Sin embargo, esta ecuación no está balancea-
da, pues hay distintos números de átomos en uno y 
otro lado de la ecuación. El balance se logra manipu-
lando los coeficientes, los cuales indican cuántas 
moléculas de cada tipo participan en la ecuación:
Ahora la ecuación está balanceada.
2.14 ¿Todas las reacciones químicas prosiguen hasta 
que se agotan los reactivos?
La realidad es que casi ninguna reacción química se 
comporta de esa manera. Por lo general se llega a 
un estado de balance o equilibrio en el cual las con-
centraciones de los reactivos y de los productos al-
canzan una proporción fija. Dicha proporción o razón 
de denomina constante de equilibrio y es diferente 
para cada reacción qufmica.
Una ecuación puede concebirse como el equili-
brio entre dos reacciones (una reacción progresiva 
en la que los reactivos se convierten en los produc-
tos y otra reacción regresiva en la que los productos 
interactúan para formar los reactivos). Casi todas las 
reacciones son reversibles, de modo que sería más 
adecuado escribir una ecuación química con flechas 
señalando ambas direcciones:
El fundamento de las "interacciones sociales" de to-
das las sustancias químicas es la tendencia de los 
átomos a formar enlaces que les permitan completar 
sus capas electrónicas externas. Al igual que las 
amistades y los matrimonios sufren cambios y reor-
denamientos, dichos enlaces pueden romperse y for-
mar nuevos enlaces. Pero la mayoría de las 
sustancias químicas no sufren cambios a menos que 
las moléculas participantes estén muy próximas en-
tre sí. Los bloques sólidos de sustancias no interac-
túan en forma apreciable, excepto en sus superficies. 
Los gases y las sustancias que se disuelven en un lí-
quido para formar soluciones tienen mayores proba-
bilidades de interactuar entre sí. Según la hipótesis 
molecular cinética de los gases, las moléculas de 
un gas están en constante y veloz movimiento, así 
que chocan continuamente unas con otras. Es preci-
samente en esas colisiones en lo que se basa el 
cambio químico. De modo análogo, las partículas di-
sueltas (soluto) en el líquido (disolvente) de una solu-
ción están dispersas y en veloz movimiento aleatorio, 
lo que les da posibilidad de tener cambios químicos.
Cualquier elevación de la temperatura acelera 
el movimiento y el número de choques de las partícu-
las, lo que incrementa el número de interacciones. Y 
lo mismo puede decirse del grado de dispersión de 
las moléculas en el medio (las moléculas disueltas 
por completo interactúan con más frecuencia que las 
parcialmente precipitadas). Asimismo, cualquier 
aumento en la concentración de las moléculas reacti-
vas tiende a acelerar la velocidad de la reacción por-
que incrementa la probabilidad de que haya 
colisiones.
En el momento de mezclar los reactivos predo-
mina la reacción progresiva. Luego, conforme se for-
man los productos, éstos interactúan cada vez más 
para formar los reactivos y la reacción regresiva 
aumenta.
Cabe destacar que en el punto de equilibrio 
ambas reacciones siguen realizándose, pero no hay 
cambio neto; es decir, la reacción progresiva es con-
trarrestada exactamente por la regresiva. Esta situa-
ción de equilibrio sólo ocurre en determinadas 
condiciones de temperatura, presión, etc. Cuando 
fluctúan estas variables ambientales, el punto de 
equilibrio sufre un corrimiento. Asimismo, la forma-
ción de una sustancia que abandona el escenario de 
la reacción también desplaza el punto de equilibrio. 
Si el producto que se forma es un gas o un precipi-
tado, la reacción avanza en sentido progresivo, ya 
que los productos no tienen gran oportunidad de in-
teractuar para producir la reacción inversa. Aunque 
algunos químicos opinan que todas las reacciones 
son teóricamente reversibles, muchas de ellas tienen 
reacciones progresivas o regresivas tan difíciles que 
en la práctica se consideran irreversibles.
2.15 ¿Cómo interactúan realmente las moléculas o los 
átomos para llevar a cabo los cambios químicos?
2.16 ¿Cómo se mide la concentración de una solu-
ción?
La concentración de cualquier sustancia es la canti-
dad de ella que está presente en un volumen especí-
fico de cierto medio. Se acostumbra expresar las 
concentraciones de los constituyentes de la sangre 
en forma de un porcentaje en el cual se indican los 
miligramos (mg) de cada sustancia específica por ca-
da 100 mililitros (mL) de sangre. Es decir, una 
concentración de azúcar del 95% significa que hay 
95 mg de azúcar (por lo común glucosa) en cada 
100 mL de sangre entera.
El porcentaje en peso no es la mejor manera 
de expresar las concentraciones, pues el porcen-
taje de una solución que contiene moléculas densas 
significa menos moléculas que el mismo porcentaje 
de una solución que contiene moléculas más ligeras. 
Esto puede verse con un ejemplo: 1000 kg de perso-
nas obesas encerradasen una habitación significa 
menos individuos que 1000 kg de personas esbeltas. 
Como la velocidad de las reacciones químicas de-
pende del número de moléculas presentes, es prefe-
rible usar un criterio de concentración en el cual sólo 
se tome en cuenta el número de moléculas.
Un mol se define como el peso molecular de 
una sustancia expresado en gramos. Así, un mol de
LA QUÍMICA DE LA VIDA: PERSPECTIVA INORGÁNICA 
agua equivale a 18 g de ese Ifquido, mientras que 
uno de amoniaco (NH3) contiene 17 g del gas. Puesto 
que un mol de cualquier molécula (o átomo) con-
tiene el mismo número de moléculas (o de átomos), 
la concentración molar es más útil para comparar 
reactivos y productos en las ecuaciones químicas. La 
concentración molar (M) se expresa como el número 
de moles de soluto disueltos en un litro de solución 
total. Esto significa que las concentraciones equi-
molares de sustancias distintas tienen el mismo nú-
mero de moléculas. El número de moléculas 
presente en una solución 1 M de cualquier sustancia 
es 6.02 x 1023, cifra conocida como número de Avo-
gadro. Este es también el número de moléculas pre-
sentes en 22.4 L de cualquier gas a temperatura y 
presión estándar.
Algunas moléculas están integradas por áto-
mos o grupos Iónicos con la capacidad de unirse a 
más de un átomo sencillo como el hidrógeno. Por 
ejemplo, el oxígeno puede formar dos enlaces cova-
lentes con otros tantos átomos de hidrógeno. De mo-
do parecido, el ion sulfato (SO42-) puede unirse 
iónicamente a dos iones de sodio. Esta capacidad de 
combinación de los átomos o los iones se llama va-
lencia. Desde luego, un átomo con valencia 3 tiene 
la misma eficacia de combinación química que tres 
átomos con valencia 1. A fin de compensar las dife-
rencias en el poder de combinación, hay ocasiones 
en las que las concentraciones se expresan en térmi-
nos de normalidad (/v). Esta unidad es el número de 
pesos equivalentes en gramos por litro de solución. 
Un peso equivalente en gramos es el peso molar 
dividido entre la valencia. Si los volúmenes son igua-
les, las normalidades de distintas soluciones siempre 
son equivalentes.
2.17 Difusión es la tendencia de las moléculas a dis-
persarse en el medio o el recipiente en el que se 
encuentran. ¿En qué se diferencian la difusión y la 
osmosis? ¿En qué se parecen?
La difusión implica el movimiento de las partículas 
del soluto en ausencia de una membrana semiper-
meable. La osmosis es un caso especial de difusión, 
pues consiste en el movimiento de partículas del di-
solvente a través de una membrana semipermeable. 
Estos fenómenos se parecen en que el movimiento 
de la sustancia se debe a las colisiones y los rebotes 
que ocurren entre moléculas del mismo tipo y en que 
ocurre hacia áreas en las que dichas colisiones son 
menos probables, es decir, hacia regiones con me-
nos moléculas del mismo tipo (de mavor a menor 
concentración).
exterior de ellas. Se dice que ese medio es isotónl-
co o Isosmótlco. Si la concentración de solutos del 
medio es mayor que la concentración celular, el en-
torno es hipertónico y ocurre flujo de agua del inte-
rior de la célula hacia el medio más concentrado, ya 
que éste tiene mayor presión osmótica. Si las células 
se colocan en un medio más diluido que el interior 
celular, éstas absorben agua de su entorno hlpotó-
nlco y se hinchan. Las personas expertas en prepa-
rar ensaladas le dan firmeza y frescura a la lechuga 
sumergiendo las hojas en agua pura, logrando así 
que las células absorban el líquido y se hinchen, ha-
ciendo presión contra la pared celular que las confi-
na, lo cual se traduce en una mayor firmeza general. 
Otro fenómeno osmótico es la tendencia de las sales 
de magnesio a promover el paso de agua hacia el in-
terior del intestino, lo cual les permite actuar 
como laxantes.
2.19 Describa las leyes que rigen los intercambios de 
energía.
Las leyes relacionadas con las transformaciones de 
la energía son las tres leyes de la termodinámica. La 
primera (de la conservación de la energía) afirma 
que la energía ni se crea ni se destruye, de 
modo que la energía que ingresa en cualquier trans-
formación debe equivaler a la energía que sale.
La segunda ley establece que, al transformar-
se, la energía tiende a degradarse hacia estados dis-
persos en los cuales disminuye su capacidad para 
realizar trabajo útil. La entropía es una medida de la 
propiedad de desorden y aleatoriedad de la energía, 
de modo que la segunda ley puede parafrasearse en 
términos de la tendencia natural de la entropía a in-
crementarse durante las transformaciones. De este 
modo, aunque la energía total invertida siempre equi-
vale a la energía total recuperada, la capacidad de 
esta energía para efectuar trabajo útil disminuye con-
tinuamente. En los sistemas vivos, que deben man-
tener un alto grado de orden complejo, el enemigo 
que debe ser resistido constantemente es la entro-
pía, es decir, la tendencia al desorden.
La tercera ley asegura que un cristal perfecto, 
a una temperatura de cero absoluto, posee cero en-
tropía; es decir, se encuentra en su estado de máxi-
mo orden. Para el biólogo, esta ley no es tan útil 
como las dos primeras, aunque resalta la preponde-
rancia del desorden en casi todos los estados natu-
rales, en los cuales no existen, desde luego, ni 
estados cristalinos ideales, ni la inalcanzable tempe-
ratura de cero absoluto, en la cual no hay movimien-
to molecular alguno.
2.18 ¿Por qué una hoja de lechuga se pone más firme 
y fresca al sumergirla en agua?
En el momento de poner células vivas en cierto me-
dio es factible que éstas se encuentren en equilibrio 
osmótico con su nuevo entorno y entonces no ha-
brá flujo neto de agua ni hacia el interior ni hacia el
2.20 ¿Por qué la aparente discrepancia entre la entra-
da y la salida de energía en las reacciones nuclea-
res contradice la primera ley de la termodinámica?
La liberación de enormes cantidades de energía du-
rante transformaciones nucleares como la fisión o la 
fusión (como ocurre en las bombas atómicas y de
BIOLOGÍA
hidrógeno) se explica con la desaparición de masa 
durante esas reacciones y la conversión de dicha 
masa en energía conforme a la ecuación de Einstein, 
E= mc2. En la actualidad, la materia (masa) se consi-
dera un caso especial de la energía, de modo que la 
masa que desaparece durante las reacciones nu-
cleares se multiplica por c2, que es la velocidad de la 
luz elevada al cuadrado, para obtener las asombro-
sas emisiones de energía asociadas con las bombas 
nucleares.
2.21 ¿Qué significa reacción exergónica? 
Una reacción exergónica es aquella en la que du-
rante su transcurso se libera energía. La energía po-
tencial del estado inicial es mayor que la del estado 
final, de modo que la reacción tiende a ocurrir en for-
ma espontánea, como una roca que al estar situada 
en la cima de una colina tiende a rodar cuesta abajo. 
Si bien es cierto que las reacciones exergónicas tien-
den a ocurrir por sí mismas, por lo general necesitan 
un proceso de activación que las inicie, igual que una 
roca debe ser empujada para que comience su des-
censo. La participación de las enzimas en el inicio de 
las reacciones y en la alteración de las velocidades 
de éstas se estudia en el capítulo 3.
El análisis matemático puede servir para com-
prender plenamente el concepto de reacción exergó-
nica. La energía total de un sistema se representa 
con Η (de heat, "calor"). En toda reacción hay un 
cambio en la energía total respecto al sistema inicial. 
Puesto que la letra griega delta (Δ) se usa para sim-
bolizar un cambio, el símbolo ΔΗ representa este 
cambio en la energía total (también conocido co-
mo cambio de entalpia). El cambio en energía total 
está integrado por dos componentes. Uno es el cam-
bio en energía libre del sistema, representado por 
AG. La energía libre es el componente que puede 
efectuar trabajo útil o que se almacena para realizar 
ese trabajo más adelante.
El segundo componente de la energía total es 
el cambioen entropía ΔS. Si hay un incremento en 
entropía también aumenta la cantidad total de ener-
gía disponible, ya que el sistema está cambiando 
"cuesta abajo". Dado que el cambio de energía se re-
laciona con la temperatura, el factor entrópico se de-
signa como TΔS. Ahora tenemos una ecuación para 
el cambio de calor (o energía) total en cualquier 
transformación:
Si ΔH es negativo, se desprende calor hacia el entor-
no y la reacción es exotérmica. Pero no todas las 
reacciones exotérmicas son exergónicas (capaces 
de realizar trabajo). Para que una reacción pueda 
considerarse exergónica debe producir energía libre 
(ΔG debe ser negativo). A partir de la ecuación 
1 resulta claro que ΔΗ puede ser negativo (exo-
térmico), Incluso cuando ΔG es positivo (endergóni-
co), si el cambio de entropía (ΔS) es negativo y
suficientemente grande. Quizá una mejor manera de 
expresar la ecuación 1 sea en la forma
Aquí puede verse claramente que AG puede ser ne-
gativo (hay liberación de energía libre), incluso cuan-
do ΔΗ sea negativo (se absorbe calor), siempre y 
cuando el incremento de entropía sea lo bastante 
grande. Si se frota éter en la piel, éste se evapora y 
la evaporación va acompañada por absorción de ca-
lor del entorno (ΔΗ es positivo). Esta reacción exer-
gónica es un fenómeno descendente o espontáneo a 
pesar de que hubo absorción de calor (energía). El 
incremento en entropía asociado con la formación de 
un gas es tan grande que el valor de Ges negativo.
2.22 ¿Qué significa reacción endergónica y en qué se 
diferencia de una reacción endotérmica?
Las reacciones endergónicas son, en esencia, reac-
ciones ascendentes y se caracterizan por tener valo-
res G positivos. En las reacciones endergónicas se 
absorbe energía libre durante el proceso; en las 
reacciones químicas esta energía libre se almacena 
en enlaces de alta energía de los productos. Puesto 
que esa energía no puede ser creada, debe provenir 
de una reacción exergónica acompañante en la cual 
se libere la energía libre necesaria para efectuar el 
proceso endergónico. Los diversos procesos ender-
gónicos o sintéticos que ocurren dentro de los orga-
nismos siempre están asociados con algún proceso 
exergónico en el cual se degradan moléculas ricas 
en energía. En un automóvil, el movimiento me-
cánico se logra mediante la transformación degrada-
tona de combustible rico en energía en subproductos 
sin energía, como el agua y el dióxido de carbono.
Aunque la mayoría de los procesos endergóni-
cos también son endotérmicos ya que el sistema ab-
sorbe calor, ésto no ocurre siempre. Una vez más, 
debe tomarse en consideración el cambio en entro-
pía. En biología, lo que más nos interesa es saber si 
una reacción es exergónica y ocurrirá espontánea-
mente o si es endergónica, de modo que necesitará 
energía. Por lo común, la transferencia de energía 
tiene importancia secundarla.
2.23 ¿Qué característica de la molécula de agua le da 
a este líquido tantas cualidades esenciales para la 
vida?
Las propiedades del agua que favorecen las funcio-
nes vitales se deben en buena medida a la disposi-
ción de los enlaces del hidrógeno y el oxígeno dentro 
de la molécula y a la consecuente distribución de los 
electrones. Aunque los hidrógenos y el oxígeno del 
agua forman enlaces covalentes, los pares de elec-
trones compartidos están más cerca de la esfera de 
Influencia del oxígeno y, por tanto, se forma un dipo-
lo. Los hidrógenos de cada molécula de H2O son los 
extremos positivos del dipolo, mientras que el oxíge-
no forma un doble polo negativo. Los dos hidrógenos
LA QUÍMICA DE LA VIDA: PERSPECTIVA INORGÁNICA 
de una molécula de H2O son atraídos por los oxíge-
nos de dos moléculas de agua, mientras que la doble 
carga negativa del oxígeno atrae los hidrógenos de 
otras dos moléculas de agua. Estos puentes de hi-
drógeno que se forman con otras cuatro moléculas 
de agua generan las propiedades especiales de esta 
sustancia, las cuales tienden a estabilizar los siste-
mas acuosos. Los puentes de hidrógeno están en 
constante rompimiento y formación, fenómeno que 
permite al agua fluir al mismo tiempo que le da la 
fuerte cohesión que la mantiene en estado líquido 
dentro de una amplia gama de temperaturas y pre-
siones.
2.24 ¿De qué maneras específicas promueve la na-
turaleza dipolar del agua el mantenimiento de la 
vida?
La materia viva es muy compleja. Para que un medio 
pueda sostener tal complejidad, debe tener la capa-
cidad de aceptar una gran variedad de sustancias. 
Como el agua es el disolvente universal, pues disuel-
ve una gama de solutos más amplia que la de cual-
quier otro líquido conocido, es el medio ideal para 
sostener esa complejidad. Asimismo, es una de las 
sustancias más estables que existen. Esto garantiza 
la perdurabilidad de las sustancias que tienen base 
acuosa. La tendencia del agua a mantenerse en es-
tado líquido también garantiza que la deshidratación 
o la congelación no ocurran fácilmente. Esta peculia-
ridad es amplificada por la influencia de los solutos
disueltos, que elevan el punto de ebullición (de por sí
alto) y abaten el punto de congelación del agua. Por
otra parte, el agua se adhiere a los costados de los
recipientes que la contienen. De hecho, en tubos
muy delgados (capilares) el agua asciende a una al-
tura considerable gradas a que sus adhesivas molé-
culas arrastran consigo a otras moléculas debido a la
presencia de puentes de hidrógeno. Esta propiedad
actúa de modo importante cuando el agua penetra a
través de los diminutos espacios del suelo hasta lle-
gar a los pelos absorbentes de las plantas. La enor-
me cohesión que hay entre las moléculas de agua
adyacentes también es causa de la considerable ten-
sión superficial de este líquido, la cual permite que
algunos insectos caminen sobre las compactas molé-
culas de la superficie. La tensión superficial se redu-
ce por el efecto de diversas sustancias llamadas
surfactantes. Esta reducción de la tensión superfi-
cial facilita ciertos movimientos necesarios dentro de
los organismos. Quizá lo más peculiar del comporta-
miento del agua sea su tendencia a expanderse con
el congelamiento. Como todas las sustancias, este
líquido se contrae al descender su temperatura. Por
esta razón, su densidad (peso por unidad de volu-
men) aumenta al abatirse la temperatura. Sin embar-
go, a 4°C el agua comienza a expandirse aunque la
temperatura siga descendiendo. Luego, durante el
congelamiento ocurre una expansión extra, de modo
que el hielo es menos denso que el agua líquida a la
misma temperatura. Esta expansión anómala en las
temperaturas bajas tiene varias consecuencias prác-
ticas. Cuando se forma hielo, éste flota en la superfi-
cie de lagos o arroyos, de modo que esos cuerpos 
de agua se congelan de arriba hacia abajo y se for-
ma así una capa aislante de hielo en la superficie, lo 
cual permite que los organismos acuáticos sobrevi-
van y se mantengan activos aunque en la superficie 
las condiciones sean congelantes. Además, las 
aguas de la superficie y el fondo de lagos y lagunas 
se Invierten (convección vertical) dos veces al año, 
fenómeno que lleva nutrientes a la superficie y oxíge-
no a las capas Inferiores. Esto se debe directamente 
al Incremento de densidad que sufre el agua al des-
cender su temperatura, seguido por la expansión 
que ocurre por debajo de 4°C, de modo que el agua 
extremadamente fría se desplaza hada la superficie 
al aproximarse a 0°C y empezar a congelarse. Por 
último, el agua ofrece a los organismos estabilidad 
interna y externa ante las fluctuaciones de tempera-
tura (véase el Prob. 2.25).
2.25 ¿De qué manera brinda el agua estabilidad térmi-
ca interna y externa a los organismos?
El agua tiene una importante fundón en el manteni-
miento de la temperatura del interior de los organis-
mos y del medio externo en el que éstos se 
encuentran. Puesto que los extremos de temperatura 
amenazan los componentes estructurales de las cé-
lulas y además pueden alterar la velocidad de las 
reacciones químicas, la participacióndel agua como 
amortiguador térmico en el interior y en el exterior de 
los organismos vivos es indispensable para la vida. 
El agua posee uno de los calores específicos más 
elevados, propiedad que se refiere a la cantidad de 
calor absorbido en comparación con el cambio 
de temperatura que acompaña a la absorción térmi-
ca. Cada gramo de agua absorbe una caloría para 
elevar su temperatura un grado, mientras que una 
sustancia como el aluminio aumenta en un grado su 
temperatura con apenas una fracción de caloría. En 
este aspecto, el agua es algo así como un resumide-
ro térmico: absorbe grandes cantidades de calor y 
exhibe un modesto incremento de temperatura. Gra-
cias a este amortiguamiento, las zonas terrestres 
cercanas a grandes depósitos de agua suelen tener 
temperaturas más moderadas que las del interior de 
los continentes.
Por otra parte, el agua tiene un alto calor laten-
te de fusión, fenómeno consistente en la expulsión 
de calor cuando el agua líquida pasa al estado sóli-
do..Es decir, el congelamiento del agua produce tal 
calor que se impide un mayor descenso de la tempe-
ratura. Una mezcla de hielo y agua forma un sistema 
termoestable: el descenso de la temperatura provoca 
congelamiento y liberación de calor; la elevación de 
la temperatura provoca fusión del hielo y la absorción 
de unas 80 cal. En el medio ambiente, estas transfor-
maciones evitan cambios bruscos de temperatura y 
permiten a los organismos adaptarse más fácilmente 
a las fluctuaciones térmicas cuando cambian las es-
taciones.
BIOLOGÍA
2.26 ¿Por qué el límite inferior de los valores de pH es 
0 y el superior 14?
Esta escala de 0 a 14 se relaciona con los sistemas 
acuosos. Un pH de 0 significa que hay una concen-
tración de [10o] o 1 M de H+, valor que es el máximo 
posible, incluso con los ácidos más fuertes disueltos 
en agua. Aunque en teoría es posible lograr mayores 
concentraciones de ácidos, éstos no se disocian más 
allá del punto en el que la concentración de H+
es 1 M. Lo mismo cabe decir de las bases fuertes en 
el extremo superior de la escala de pH.
2.27 Si existen 6.02 χ 1018 moléculas de OH~ en un litro 
de solución acuosa, ¿cuál es el pH de la solución?
Dado que el pH se basa en las concentraciones mo-
lares, primero es necesario determinar cuántos 
moles de iones OH- existen por litro:
Por tanto, la solución tiene una concentración de 
10-8 Μ de iones OH-. Sin embargo, el pH se basa en
la concentración de iones H+. Esta concentración
puede calcularse mediante la ecuación de la cons-
tante de equilibrio del agua.
2.28 Cuando las células expulsan en el líquido extrace-
lular el dióxido de carbono (CO2) formado como 
desecho metabólico, buena parte de éste se 
combina con agua para formar ácido carbónico:
Dado lo estrecho de la gama de valores de pH en 
los que las células funcionan de manera adecua-
da, ¿por qué esta incorporación de ácido no daña 
al organismo?
El líquido extracelular de los animales superiores 
está amortiguado, entre otras cosas, por un sistema 
de ácido carbónico/ion bicarbonato. Las sales del ion 
bicarbonato (HCO3-); por ejemplo, los bicarbonatos 
de sodio, potasio, magnesio y calcio, amortiguan los 
líquidos contra el ingreso de iones H+ a consecuencia 
de la disociación del ácido carbónico y, de esa mane-
ra, impiden un descenso apreciable del pH.
Problemas complementarios
2.29 Las propiedades químicas de un átomo están aso 
ciadas más estrechamente con su a) número ató 
mico, b) peso atómico, c) número de 
neutrones en el núcleo, d) todas las opciones an 
teriores, e) ninguna de las opciones anteriores. 
2.30 Los átomos con el mismo número atómico pero 
diferentes pesos atómicos se denominan 
2.31 La segunda capa de electrones contiene (como má 
ximo) a) un total de dos electrones, b) un total 
de ocho electrones, c) dos orbitales, d) cuatro 
orbitales, e) las opciones b y d. 
2.32 Los gases nobles se combinan fácilmente con otros 
elementos. 
a) Verdadero, b) Falso.
2.33 Los enlaces polares se deben a que dos átomos 
comparten un par de electrones.
a) Verdadero, b) Falso.
2.34 Los puentes de hidrógeno son relativamente débiles 
pero desempeñan una importante función en la ge- 
neración de la estructura tridimensional de las pro- 
teínas y los ácidos nucleicos.
a) Verdadero, b) Falso.
2.35 Los átomos que constituyen un solo grupo en la ta- 
bla periódica comparten las mismas propiedades 
químicas.
a) Verdadero, b) Falso.
2.36 Un alto valor de la constante de equilibrio significa 
que para llegar al punto de equilibrio la reacción se 
desplazó bastante a la derecha, ya que los produc- 
tos de la reacción (C, D) están más concentrados 
que los reactivos (A, B).
LA QUÍMICA DE LA VIDA: PERSPECTIVA INORGÁNICA 
2.37 Una concentración 3 Μ de una sustancia cualquiera 
equivale a un tercio de una concentración 1 Μ de la 
misma sustancia.
a) Verdadero, b) Falso.
2.38 Las propiedades coligativas de una solución se de- 
ben al número de partículas de soluto presentes en 
la solución.
a) Verdadero, b) Falso.
2.39 Se puede dar firmeza y frescura a la lechuga sumer- 
giéndola en una solución hipertónica.
a) Verdadero, b) Falso.
2.40 Una solución 1 Ν de H2SO4 contiene aproximada 
mente 0.5 mol del ácido por cada litro de solución, 
a) Verdadero, b) Falso.
2.41 ¿Qué propiedad útil del agua permite que ocurran 
en los océanos reacciones lumínicas como las de la 
fotosíntesis? 
 
2.42 Si una amiba es isotónica respecto a una solución 
que es hipertónica para un cangrejo, ¿en cuál de 
estos organismos ocurrirá un Ingreso neto de agua 
al sumergir ambos en la solución? a) En la ami- 
ba, b) En el cangrejo, c) En ninguno de los dos. 
2.43 ¿Por qué la incorporación de solutos al agua funcio- 
na como anticongelante? 
2.44 Si se evaporan 3 g de H2O en una superficie, el nú- 
mero de calorías absorbidas será de _____________ . 
2.45 ¿Cuál es el pH de una solución 0.001 Μ de ácido? 
2.46 ¿Los peces obtienen su oxígeno de las moléculas 
de agua presentes en su medio? 
Respuestas
2.29 a) 2.35 a)
2.30 Isótopos 2.36 a)
2.31 e) 2.37 b)
2.32 b) 2.38 a)
2.33 b) 2.39 b)
2.34 a) 2.40 a)
 
2.41 La transparencia 
2.42 c) 
2.43 El soluto incorporado abate el punto de congelación. 
2.44 1620 calorías 
2.45 pH = -log 0.001 =-log10-3 = -(-3)=3 
2.46 No, su oxígeno proviene del aire que se disuelve en el agua.